К статье РАСТВОРЫ
В 1887 французский физик Ф.Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и твердых веществ, установил закон, связывающий понижение давления пара над разбавленными растворами неэлектролитов с концентрацией: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества. Из закона Рауля следует, что повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленного раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально молярной концентрации (или мольной доле) растворенного вещества и может быть использовано для определения его молекулярной массы.
Раствор, поведение которого подчиняется закону Рауля, называется идеальным. Наиболее близки к идеальным растворы неполярных газов и жидкостей (молекулы которых не меняют ориентации в электрическом поле). В этом случае теплота растворения равна нулю, а свойства растворов можно прямо предсказать, зная свойства исходных компонентов и пропорции, в которых они смешиваются. Для реальных растворов сделать такое предсказание нельзя. При образовании реальных растворов обычно выделяется или поглощается тепло. Процессы с выделением тепла называются экзотермическими, а с поглощением - эндотермическими.
Те характеристики раствора, которые зависят в основном от его концентрации (числа молекул растворенного вещества на единицу объема или массы растворителя), а не от природы растворенного вещества, называют коллигативными. Например, температура кипения чистой воды при нормальном атмосферном давлении равна 100? С, а температура кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного (недиссоциирующего) вещества в 1000 г воды, составляет уже 100,52? С независимо от природы этого вещества. Если же вещество диссоциирует, образуя ионы, то температура кипения увеличивается пропорционально росту общего числа частиц растворенного вещества, которое благодаря диссоциации превышает число молекул вещества, добавленных в раствор. Другими важными коллигативными величинами являются температура замерзания раствора, осмотическое давление и парциальное давление паров растворителя.
Концентрация раствора - это величина, отражающая пропорции между растворенным веществом и растворителем. Такие качественные понятия, как "разбавленный" и "концентрированный", говорят только о том, что раствор содержит мало или много растворенного вещества. Для количественного выражения концентрации растворов часто используют проценты (массовые или объемные), а в научной литературе - число молей или химических эквивалентов (см. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА) растворенного вещества на единицу массы или объема растворителя либо раствора. Чтобы не возникало путаницы, следует всегда точно указывать единицы измерения концентрации. Рассмотрим следующий пример. Раствор, состоящий из 90 г воды (ее объем равен 90 мл, поскольку плотность воды равна 1г/мл) и 10 г этилового спирта (его объем равен 12,6 мл, поскольку плотность спирта равна 0,794 г/мл), имеет массу 100 г, но объем этого раствора равен 101,6 мл (а был бы равен 102,6 мл, если бы при смешивании воды и спирта их объемы просто складывались). Процентную концентрацию раствора можно рассчитать по-разному:
или
или
Единицы концентраций, используемые в научной литературе, основаны на таких понятиях, как моль и эквивалент, поскольку все химические расчеты и уравнения химических реакций должны основываться на том, что вещества вступают в реакции между собой в определенных соотношениях. Например, 1 экв. NaCl, равный 58,5 г, взаимодействует с 1 экв. AgNO3, равным 170 г. Ясно, что растворы, содержащие по 1 экв. этих веществ, имеют совершенно разные процентные концентрации.
Молярность (M или моль/л) - число молей растворенного веществ, содержащихся в 1 л раствора.
Моляльность (м) - число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.
Нормальность (н.) - число химических эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Мольная доля (безразмерная величина) - число молей данного компонента, отнесенное к общему числу молей растворенного вещества и растворителя. (Мольный процент - мольная доля, умноженная на 100.)
Наиболее распространенная единица - молярность, но при ее расчете следует учитывать некоторые неоднозначности. Например, чтобы получить 1M раствор данного вещества, растворяют в заведомо небольшом количестве воды точную его навеску, равную мол. массе в граммах, и доводят объем раствора до 1 л. Количество воды, необходимое для приготовления данного раствора, может слегка различаться в зависимости от температуры и давления. Поэтому два одномолярных раствора, приготовленных в разных условиях, в действительности имеют не совсем одинаковые концентрации. Моляльность вычисляется исходя из определенной массы растворителя (1000 г), которая не зависит от температуры и давления. В лабораторной практике гораздо удобнее отмеривать определенные объемы жидкостей (для этого существуют бюретки, пипетки, мерные колбы), чем взвешивать их, поэтому в научной литературе концентрации чаще выражают в молях, а моляльность обычно применяют только при особо точных измерениях.
Нормальность используется для упрощения расчетов. Как мы уже говорили, вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, соответствующих их эквивалентам. Приготовив растворы разных веществ одинаковой нормальности и взяв равные их объемы, мы можем быть уверены в том, что они содержат одно и то же количество эквивалентов.
В тех случаях, когда трудно (или нет необходимости) делать различие между растворителем и растворенным веществом, концентрацию измеряют в мольных долях. Мольные доли, как и моляльности, не зависят от температуры и давления.
Зная плотности растворенного вещества и раствора, можно пересчитать одну концентрацию в другую: молярность в моляльность, мольную долю и наоборот. Для разбавленных растворов данного растворенного вещества и растворителя эти три величины пропорциональны друг другу.
Растворимость данного вещества - это его способность образовывать растворы с другими веществами. Количественно растворимость газа, жидкости или твердого тела измеряется концентрацией их насыщенного раствора при данной температуре. Это важная характеристика вещества, помогающая понять его природу, а также влиять на ход реакций, в которых это вещество участвует.